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B2Q U10.3 Electrolisis - Contenido educativo

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Subido el 22 de agosto de 2021 por Raúl C.

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Hola a todos, soy Raúl Corraliza, profesor de química de segundo de bachillerato en el IES 00:00:16
Arquitecto Pedro Gumiel de Alcalá de Henares y os doy la bienvenida a esta serie de videoclases 00:00:22
de la unidad 10 dedicada a la segunda parte del estudio de las reacciones de reducción oxidación. 00:00:27
En la videoclase de hoy estudiaremos la electrolisis. En esta videoclase vamos a estudiar 00:00:36
los procesos de electrolisis. Aquí tenemos, podéis leer una definición algo más formal, 00:00:49
pero en esencia para nosotros un proceso de electrolisis va a ser un proceso redox inverso 00:00:54
al que ocurre en una pila voltaica. Para poder ver la comparación aquí tenemos una vez más la pila 00:01:00
de Daniel, la pila de zinc-cobre. A la izquierda tenemos representado el electrodo de zinc, es 00:01:05
donde ocurría la asimilación de oxidación, el ánodo de la pila, y era la fuente de electrones. 00:01:10
Estos electrones circulaban por un conductor externo espontáneamente y penetraban en el 00:01:15
eléctrodo de cobre, que era donde ocurría la asimilación de reducción y decíamos que era el 00:01:21
cátodo de la pila. Este proceso era espontáneo, no teníamos que hacer nada, y incidentalmente, 00:01:26
si nosotros insertáramos un voltímetro, veríamos que la diferencia de potencial que está moviendo 00:01:31
los electrones desde el ánodo hacia el cátodo tiene un valor de 1,10 voltios. Este proceso 00:01:35
redox es espontáneo. El proceso inverso también es un proceso redox, pero ya no sería espontáneo, 00:01:42
sería un proceso forzado. Un agente externo, nosotros desde fuera, tendríamos que realizar 00:01:48
un trabajo, un trabajo eléctrico. ¿Cómo? Pues insertando aquí una fuente, una diferencia 00:01:53
de potencial externa, una fuerza electromotriz, lo que aquí hemos denominado una fuente de 00:01:58
corriente continua en la definición. Así pues, lo que estaría ocurriendo si lo que 00:02:04
tuviéramos es el proceso inverso, es que el equivalente al electrodo de cobre ya no 00:02:10
albergaría la asimilación de reducción sino la de oxidación. Ahora sería el ánodo de lo que sería 00:02:16
el sistema redox. Los electrones circularían en sentido contrario y estarían entrando lo que 00:02:22
sería el equivalente al electrodo de zinc, donde ahora ya no ocurriría la asimilación de oxidación 00:02:28
sino la de reducción. Ya no sería el ánodo sino el cálculo de este sistema. 00:02:33
nosotros tenemos que conectar para que la corriente circule en sentido contrario el polo positivo de 00:02:38
esta fuerza esta fuerza electromotriz externa a el equivalente al electrodo de cobre y su polo 00:02:47
negativo a lo que sería el equivalente al electrodo de zinc puesto que este polo positivo atraería a 00:02:55
los electrones de otra forma que la circulación de electrones tendría este sentido y por otro 00:03:02
lado, este polo negativo lo que haría sería hacer de equivalente a fuentes de electrones que entrarían 00:03:07
dentro de lo que sería el electrodo de zinc. Estoy diciendo lo que sería el electrodo porque cambia 00:03:13
un poco la terminología. Puesto que no tenemos una pila voltaica, ya no vamos a hablar de electrodo 00:03:19
y electrodo, sino que, vamos a pasar a la siguiente página, vamos a hablar en lugar de pila voltaica, 00:03:25
vamos a hablar de cuba electrolítica y en lugar de electrodos vamos a hablar de celdas 00:03:33
electrolíticas. Lo que estaba comentando anteriormente, cátodo como lugar donde ocurre 00:03:38
la asimilación de reducción y ánodo como lugar donde ocurre la asimilación de oxidación, 00:03:46
esa terminología, ese paralelismo se va a mantener. El electrodo donde ocurre la asimilación 00:03:51
de reducción se llama cátodo y la celda electrolítica donde tiene lugar la asimilación 00:03:57
de reducción también se llama cátodo. Igualmente con el electrodo donde ocurre la asimilación de 00:04:01
oxidación se llama ánodo. Celda electrolítica donde ocurre la asimilación de oxidación también 00:04:06
se llama ánodo. Pero cuidado porque cambian los polos. Nosotros llamábamos polo positivo al cátodo, 00:04:11
polo negativo al ánodo. Pues bien, cuando nosotros conectemos la fuente de diferencia de potencial, 00:04:19
la fuerza electromotriz externa en la cuba electrolítica para producir el proceso redox 00:04:26
forzado, tenemos que conectar el polo positivo de la fuente externa al ánodo y el polo negativo 00:04:31
al cátodo. Cuidado porque aquí la terminología sí cambia. Insisto, cátodo donde ocurre la 00:04:39
asimilación de reducción independientemente del proceso, ánodo donde ocurre la asimilación de 00:04:44
oxidación igualmente independientemente del proceso, pero llamaremos polo positivo y negativo 00:04:49
al cátodo y al ánodo en el caso de procesos redox espontáneos en las pilas, o sea, en 00:04:54
los electrodos, y va a ir cambiado, vamos a llamar polo positivo al ánodo y polo negativo 00:04:59
al cátodo en los procesos redox forzados en las celdas electrolíticas que van a formar 00:05:04
las cubas electrolíticas. Con carácter general, como habíamos visto en la videoclase anterior 00:05:09
hablando de pilas voltaicas, es bastante común que tengamos los dos electrodos separados 00:05:16
físicamente, de tal forma que tengamos dos electrolitos distintos que estén unidos por un 00:05:22
puente salino. Así que comúnmente en las pilas voltaicas vamos a tener dos electrolitos, por 00:05:26
oposición a las cubas electrolíticas, donde nosotros tendremos siempre un electrolito con 00:05:31
carácter general. En las pilas voltaicas el proceso redox que ocurre es espontáneo, por 00:05:36
oposición a lo que ocurre en el caso de las cubas electrolíticas. El proceso se caracteriza por no 00:05:42
ser espontáneo. Cuando nosotros calculábamos la fuerza electromotriz que nosotros podríamos medir 00:05:47
en una pila utilizando la diferencia de potencial entre lo que iba a ser el cátodo y el ánodo, 00:05:55
nosotros veíamos que si la pila estaba bien formada, la diferencia de potencial, la fuerza 00:06:01
electromotriz debía ser positiva. Pues bien, si nosotros proponemos una cierta pila y comprobamos 00:06:06
que la fuerza electromotriz que mediríamos con el cátodo y el ánodo que hemos supuesto fuera 00:06:13
negativa. El proceso no es espontáneo. El proceso que nosotros estamos describiendo no va a ser el 00:06:17
que ocurra en una pila voltaica, pero sí podría ser el que ocurriera en una cuba electrolítica. 00:06:23
Lo vamos a ver más adelante. En esencia, en una pila voltaica nosotros lo que hacemos es transformar 00:06:28
energía química, que es la que ocurre en la reacción redox, en energía eléctrica, que nosotros 00:06:35
podemos aprovechar poniendo una impedancia, una bombilla, lo que quiera que sea, en el circuito 00:06:39
externo por el que circulan los electrones. En una cuba electrolítica lo que ocurre es un 00:06:44
proceso inverso. De otra forma que nosotros lo que estamos haciendo es transformar energía 00:06:50
eléctrica a través de la fuente de diferencia de potencial o la fuerza electromotriz externa que 00:06:54
necesitamos conectar al circuito externo en energía química, en el proceso redox que va a ocurrir en 00:06:59
su interior. Vamos a seguir abundando en analogías y diferencias entre una pila voltaica y una cubeta 00:07:06
electrolítica echando un vistazo a estos dos esquemas. A la izquierda tenemos la representación 00:07:14
esquemática de una pila voltaica. A su izquierda tenemos el ánodo, el electrodo donde tiene lugar 00:07:19
la asimilación de oxidaciones, la fuente de electrones de la pila. Los electrones abandonan 00:07:25
la pila y circulan por este conductor externo y penetran dentro del cátodo. El cátodo es el 00:07:30
lugar, el electrodo, donde tiene lugar la asimilación de reducciones, el sumidero de electrones de la 00:07:35
pilar. Lo que está ocurriendo con este proceso redox espontáneo es que se está transformando 00:07:41
energía química dentro del proceso redox en energía eléctrica que a su vez en esta bombilla 00:07:47
se va a transformar en energía luminosa, siendo la clave que se está transformando energía química 00:07:52
en energía eléctrica. Hemos puesto el polo positivo en el cátodo y el polo negativo en el ánodo porque 00:07:58
estamos pensando en que cargas de igual signo se repelen y cargas de distintos signos se atraen, 00:08:04
De tal forma que si los electrones tienden a abandonar el ánodo es porque el ánodo tiene carga negativa, le hemos puesto el polo negativo. 00:08:10
Mientras que si los electrones tienden a entrar dentro del cátodo es porque el cátodo tiene carga positiva, le hemos puesto el polo positivo. 00:08:16
En este caso, la separación física entre los dos electrolitos es mediante esto que está aquí representado, que es una membrana semipermeable. 00:08:24
Las membranas semipermeables se caracterizan porque permiten el paso del disolvente, las moléculas de agua pueden pasar de uno a otro electrodo, pero no de los iones, de tal forma que la disolución de la izquierda sigue siendo distinta a la disolución de la derecha, a pesar de que las moléculas de agua puedan pasar de uno a otro lado. 00:08:34
Eso es lo que produce esta membrana semipermeable, la separación física entre los dos electrodos que habíamos comentado anteriormente. 00:08:51
A la derecha lo que tenemos es la representación esquemática de una cubeta electrolítica. 00:08:57
Aquí tenemos un único electrolito, no hay membrana semipermeable. Lo que tenemos es el disolvente, agua y una disolución de iones, la que quiera que sea, que va a ser común para ánodo y cátodo. 00:09:03
También tenemos representado a la izquierda el ánodo. Es el lugar donde ocurre la asimilación de oxidación y del ánodo abandonan los electrones. 00:09:15
Ahora el proceso ya no es espontáneo, sino que es forzado. Los electrones no abandonan espontáneamente el ánodo, sino que necesitamos un agente externo que lo que haga sea arrancarlo. Es un proceso forzado en el cual arranque los electrones del ánodo. 00:09:25
A la derecha tenemos representado el cátodo. Va a seguir siendo el lugar donde tiene lugar la similación de reducción. Sigue siendo el sumidero de electrones. Lo que ocurre es que ahora los electrones no van a entrar en el cátodo de una forma espontánea, sino que necesitamos un agente externo que produzca forzadamente este proceso. Ahora los electrones son inyectados dentro del cátodo. 00:09:38
Ya no fluyen espontáneamente del ánodo al cátodo, como en la pila bavoltaica, sino que son arrancados del ánodo para ser inyectados en el cátodo. 00:09:59
El agente externo que tenemos que insertar aquí para que produzca este proceso es esa fuerza electromotriz externa, esa fuente de diferencia de potencial, 00:10:09
que está aquí representado como directamente un transformador, un generador de corriente continua 00:10:19
que a su vez hemos conectado a un circuito externo puesto que la energía la tenemos que obtener de un circuito externo. 00:10:25
Aquí de corriente continua, perdón, de corriente alterna que va a ser transformada en corriente continua dentro de este transformador 00:10:33
con una diferencia de potencial que tiene que ser superior a la del proceso espontáneo 00:10:38
y conectando los polos en sentido contrario al que correspondería el proceso espontáneo. 00:10:44
De tal manera que ahora lo que vamos a hacer es conectar el polo positivo de esta fuerza 00:10:49
electromotriz externa al ánodo y el polo negativo de esta fuerza electromotriz externa al cátodo, 00:10:54
pensando en que este polo positivo es el que va a atraer a los electrones que van a ser 00:11:01
arrancados del ánodo. Y al mismo tiempo vamos a pensar que el polo negativo de esta fuerza 00:11:07
electromotriz, es la que va a repeler y va a inyectar los electrones dentro del cátodo. Así 00:11:13
que, insisto, la terminología ánodo, lugar donde tiene lugar la asimilación de oxidación, y cátodo, 00:11:19
donde tiene lugar la asimilación de reducción, sigue siendo la misma. En los electrodos, que van 00:11:26
a formar una pila voltaica, en las celdas electrolíticas, que van a formar una cubeta 00:11:33
electrolítica. Cambian la terminología de los polos, polo negativo, ánodo, polo positivo, cátodo, en el 00:11:38
caso del proceso espontáneo, en la pila voltaica, pero polo positivo en el ánodo, polo negativo en 00:11:45
el cátodo, en el caso del proceso forzado que ocurre dentro de una cubeta electrolítica. Aparte 00:11:51
de eso, vamos a tener en mente que en general en una pila voltaica va a haber dos electrolitos 00:11:57
separados, uno el que corresponda al electrodo que es al ánodo, el otro que corresponda al 00:12:02
todo que es al cátodo, mientras que con carácter general en una cubeta 00:12:07
electrolítica vamos a tener un único electrolito, una única disolución que va 00:12:10
a ser común tanto para el ánodo como para el cátodo. 00:12:15
El primero de los procesos de electrolisis que vamos a estudiar es el 00:12:19
caso de la electrolisis de una sal fundida, que es uno de los casos más 00:12:23
sencillos. Si nosotros lo que hacemos es introducir en la cuba electrolítica un 00:12:27
compuesto iónico, aquí en este ejemplo lo que tenemos es cloruro de sodio, le 00:12:32
damos energía en forma de calor y lo fundimos, en este caso lo que estamos consiguiendo es que los 00:12:36
iones, cationes y aniones, dejen de ocupar posiciones fijas en esa red cristalina y adquieran 00:12:42
movilidad. Pues bien, si hacemos pasar una cierta corriente eléctrica con la diferencia de potencial 00:12:48
adecuada, la que correspondería a la diferencia entre los potenciales estándar de reducción, 00:12:53
lo que podemos conseguir es que, como veis aquí, en el cátodo se produzca la reducción de los 00:12:59
iones positivos y en el ánodo se produzca la oxidación de los iones negativos. En el cátodo, 00:13:04
en el caso del ejemplo del cloruro de sodio, lo que tendríamos es que los cationes de sodio 00:13:10
ganarían electrones reduciéndose formando la sustancia pura sodio, que estaría en estado 00:13:15
líquido dado que esto está ocurriendo a elevadas temperaturas. Por otro lado, los aniones cloruro, 00:13:21
lo que podrían hacer es ceder electrones, se estarían oxidando, unirse entre sí por parejas 00:13:28
y formar dicloro en estado gaseoso. Así pues, lo que nosotros estaríamos observando es que el metal 00:13:34
en el cátodo formaría la sustancia pura líquida debido a la alta temperatura y si baja la temperatura 00:13:42
en estado sólido y el no metal lo que va a formar es el correspondiente compuesto que aquí sería la 00:13:48
molécula diatómica. El siguiente proceso electrolítico que vamos a estudiar es la 00:13:54
electrolisis del agua. Lo que vamos a hacer en este caso, como veis en esta imagen, es introducir 00:14:00
dentro de la cuba electrolítica agua pura y lo que vamos a hacer es conectar los extremos de los 00:14:05
bornes a una diferencia de potencial que sea superior a 0,4 voltios, que se corresponde con 00:14:10
la diferencia entre los potenciales estándar de reducción de las sustancias que pueden oxidarse 00:14:15
y reducirse aquí que son los hidrones y los hidróxidos que provienen del equilibrio iónico 00:14:21
del agua. Ya recordaréis de las unidades anteriores hablando de procesos ácido-base que el agua se 00:14:26
encuentra disociada de forma espontánea en hidrones e hidróxidos. Pues bien, estas son las sustancias 00:14:33
que van a poder reducirse y oxidarse. ¿Quiénes? Bueno, pues los hidrones son los que van a poder 00:14:38
captar electrones para reducirse y esta va a ser la semirreacción que ocurre en el cátodo. Los 00:14:43
hidrones captarán electrones para formar moléculas de dihidrógeno. Por otra parte, 00:14:48
en el ánodo se producirá la oxidación de la sustancia que puede ceder electrones, 00:14:53
que son los hidróxidos, y la semitación de oxidación de los hidróxidos lo que va a 00:14:57
producir es dioxígeno y agua. Así pues, si nosotros lo que hacemos es, como he dicho antes, 00:15:04
conectar una diferencia de potencial superior a 0,4 voltios en agua pura, lo que vamos a observar 00:15:11
es que en el cátodo burbujea hidrógeno mientras que en el ánodo burbujea oxígeno, puesto que la 00:15:16
reacción global que observamos es precisamente esa, que el agua se va a descomponer en oxígeno e 00:15:22
hidrógeno. El último proceso electrolítico que vamos a estudiar corresponde al electrolisis de 00:15:28
una sal disuelta en agua y tenemos que ser cuidadosos con este tipo de procesos porque 00:15:36
se diferencia de los dos anteriores en que hay varios candidatos para reducirse y varios 00:15:41
candidatos para oxidarse y no todas las reacciones de oxidación posibles van a transcurrir ni todas 00:15:46
las de reducción van a transcurrir en una primera instancia. Vuelvo hacia atrás para comparar lo que 00:15:52
teníamos anteriormente con lo que tenemos en este preciso instante. Cuando hablábamos de la 00:15:57
electrolisis de una sal fundida, lo que teníamos dentro de la cuba electrolítica era únicamente 00:16:02
la sal fundida. Teníamos únicamente los cationes que provenían de la sal y los aniones que provenían 00:16:06
de la sal. Y aquí, ¿qué reacción de oxidación y qué reacción de reducción iba a ocurrir? No había 00:16:13
más que una única posibilidad y no podíamos tener ninguna duda. Los cationes van a ganar electrones, 00:16:19
los aniones van a ceder electrones. Luego, los aniones van a encontrarse dentro de la 00:16:24
asimilación que ocurra en el ánodo, los cationes van a encontrarse en la asimilación que ocurra 00:16:30
dentro del cátodo. Y no había más que esa posibilidad. En el caso del agua pura ocurría 00:16:36
exactamente lo mismo. La única semirreacción de reducción que puede ocurrir corresponde al 00:16:41
catión al hidrón, mientras que la única semirreacción de oxidación que puede ocurrir 00:16:47
corresponde al anión al hidróxido. Fijaos en el paralelismo. El catión va a ser quien se reduzca 00:16:52
en el cátodo, el catión va a ser quien se reduzca en el cátodo. Igualmente, el anión va a ser quien 00:16:59
se oxide en el ánodo, el anión va a ser quien se oxide en el ánodo. ¿Qué es lo que ocurre cuando 00:17:06
tengo una sal disuelta en agua? Pues que en este momento nos encontramos con que en el cátodo 00:17:12
podría producirse la reducción, pues veamos, o bien de los cationes de la sal o bien de los 00:17:17
hidrones del agua. Tenemos ambas dos especies como cargas positivas dentro de la disolución y ambas 00:17:23
son susceptibles de reducirse. En el ánodo, por otra parte, puede producirse la oxidación bien de 00:17:29
los aniones de la sal o bien de los hidróxidos del agua. Ambas son especies con carga negativa 00:17:36
que son susceptibles de oxidarse. No va a ocurrir simultáneamente la reducción de los hidrones y 00:17:41
los cationes y la oxidación de los hidróxidos y los aniones de la sal. Ocurrirá en primer lugar 00:17:48
una oxidación y una reducción. Cuando se agotaran los reactivos de una de ambas o de las dos, 00:17:53
pasaríamos a la siguiente. Pero ¿cuál va a ser la primera oxidación? ¿Cuál va a ser la primera 00:17:59
la reducción que va a ocurrir. Hidrones, cationes, hidróxidos, aniones... Pues bien, como regla general 00:18:05
lo que tenemos que tener en mente es que el proceso que va a producirse en primer lugar va a ser aquel 00:18:12
que cueste menos energía. Os recuerdo que todos los procesos de electrolisis son procesos forzados, 00:18:16
hay que realizar un trabajo. Pues bien, el primer proceso que ocurra va a ser aquel que requiera un 00:18:22
menor trabajo. Esto viene determinado por la diferencia de potencial de cátodo y ánodo. Puesto 00:18:25
que son procesos forzados, esta diferencia de potencial va a ser negativa. Pues bien, el primer 00:18:32
proceso que vaya a formar, que vaya a producirse, va a ser aquel tal que el cátodo y el ánodo 00:18:38
correspondan a la menor diferencia de potencial en valor absoluto que midamos o que determinemos 00:18:45
de esta manera. Así que lo que podríamos hacer es coger los dos hipotéticos cátodos, los dos 00:18:50
hipotéticos ánodos, combinarlos entre sí, o tenemos cuatro combinaciones posibles, determinar 00:18:56
estas diferencias de potencial estándar de reducción del cátodo y del ánodo que estamos 00:19:01
proponiendo, vamos a obtener cuatro valores negativos y nos quedaremos con aquel que 00:19:07
corresponda con el menor valor absoluto. Ese será el proceso redox que ocurra en primer lugar. Cuando 00:19:12
se agote uno de los reactivos o los dos, ese proceso redox ya no puede transcurrir, uno de 00:19:18
los reactivos ya no existe, pasaríamos al siguiente proceso con un mayor coste energético, el siguiente 00:19:24
proceso cuya diferencia de potencial en valor absoluto sea el siguiente mayor de aquellos 00:19:30
cuyos reactivos no se hayan agotado todavía. Y así hasta el final. Nosotros en general no vamos 00:19:36
a calcular esas cuatro diferencias de potencial para ver cuál es la menor. Podemos hacerlo, es 00:19:42
algo muy constructivo, pero podemos ir directamente a tiro hecho a elegir como reducción que vaya a 00:19:46
ocurrir en primer lugar aquella que corresponda al mayor potencial de reducción. Y vamos a tomar 00:19:52
para la oxidación de ese proceso que sea el menos costoso energéticamente, aquel que corresponda con 00:19:59
el menor potencial de reducción. De tal forma que directamente nosotros podríamos decidir cuál de 00:20:05
los dos procesos para la oxidación, cuál de los dos procesos para la reducción van a transcurrir. 00:20:11
Sin más que buscar cuál es el que corresponde al mayor potencial de reducción, eso es lo que 00:20:16
ocurrirá en el cátodo. Cuál es el que corresponde al menor potencial de reducción, eso ocurrirá en 00:20:21
el ánodo, dentro de los posibles. Quiero detenerme un instante y haceros 00:20:26
notar que no por tener una sal disuelta en agua, automáticamente lo que va a 00:20:31
ocurrir es que el anión y el cation de la sal van a producir el proceso de 00:20:36
electrolisis. Ojo, podría ser que solamente uno o incluso que ninguno. Todo 00:20:39
depende de cuáles sean los potenciales de reducción del anión y 00:20:44
del cation. Si en un momento dado es más fácil desde el punto de vista energético 00:20:48
que se produzca la reducción de los hidrones o la oxidación de los hidróxidos, eso será lo que ocurra. 00:20:53
Así que no olvidéis nunca de comparar qué es lo que ocurre, cuáles son los potenciales de reducción 00:20:59
de lo que yo creo que va a ser el cátodo, que igual no lo es, y de lo que yo creo que va a ser el ánodo, que igual no lo es. 00:21:05
En esta imagen lo que tenemos es un esquema de una aplicación práctica de la electrolisis de una sal disuelta. 00:21:11
Y aquí lo que tenemos es el galvanizado, el recubrimiento de plata de un objeto que es este tenedor. Aquí lo que tenemos es una disolución de aniones, de cationes, perdón, plata, una barra de plata y lo que estamos intentando producir es que la plata se disuelva y que pase a recubrir este elemento metálico, este tenedor. 00:21:18
Lo que vamos a hacer es producir esta reacción que no va a ser espontánea, forzándola con una diferencia de potencial que sea adecuada. 00:21:40
Lo iremos viendo en alguno de los ejercicios que vamos a resolver a continuación. 00:21:48
Aquí a la derecha lo que tenemos es una imagen de este proceso desde el punto de vista industrial. 00:21:53
Esto no ocurre con una única pieza, sino que se va a hacer es sumergir una multiplicidad de piezas dentro de esa disolución de plata 00:21:57
para producir simultáneamente, en un único intervalo de tiempo, el galvanizado, el recubrimiento de plata de un montón de cubiertos. 00:22:04
Vamos a finalizar esta videoclase estudiando lo que históricamente se denominaban leyes de Faraday, pero que nosotros vamos a estudiar como una única ley de Faraday. 00:22:14
Hasta este momento hemos encarado los procesos de electrolisis desde un punto de vista cualitativo 00:22:25
Y hemos discutido cuáles son las reacciones posibles que podrían ocurrir en el ánodo, en el cátodo, cómo seleccionar la primera que iba a ocurrir, en función de cuál es la diferencia de potencial externa que íbamos a utilizar para forzar el proceso electrolítico. 00:22:30
Ahora lo que vamos a hacer es encarar los procesos de electrolisis desde un punto de vista cuantitativo y para ello voy a volver atrás a la imagen que habíamos visto hace un momento y vamos a pensar en este proceso de galvanizado en el que estamos depositando, supongamos, plata, un elemento metálico en una fina capa sobre un objeto metálico de un metal distinto. 00:22:45
podemos pensar en una cubertería. Este proceso de galvanizado en concreto se llama plateado, 00:23:08
puesto que lo que estamos depositando es plata. Este proceso es forzado, no es espontáneo y viene 00:23:13
controlado por esta diferencia de potencial que podemos determinar conociendo los potenciales 00:23:19
estándares de reducción y en concreto tendríamos que echar un vistazo a cuál es el potencial 00:23:25
estándar de reducción de la plata, que es el elemento que aquí primero pasa de plata sólida 00:23:28
a cationplata en el electrolito, en la disolución, para luego volver a pasar a plata sólida sobre 00:23:34
este tenedor, sobre este elemento metálico. Pues bien, nosotros con la ley de Faraday lo que 00:23:40
queremos hacer es controlar la masa de plata que se va a depositar sobre estos elementos. Queremos 00:23:46
cuantificar la cantidad de plata en términos de masa que se va a depositar sobre todos estos 00:23:52
elementos. Queremos controlarlo. Y lo que vamos a hacer es relacionar la masa que se deposita del 00:23:57
elemento metálico con el tiempo que estamos haciendo circular la corriente eléctrica a lo 00:24:04
largo de este conductor. O bien nos vamos a plantear cuánto tiempo necesitamos que circule 00:24:09
la corriente para depositar una cantidad, una masa de plata dada, o bien nos vamos a preguntar cuál es 00:24:15
la masa de plata que se ha depositado conocido el tiempo que ha estado circulando la corriente 00:24:22
eléctrica. Y quien dice plata dice cualquier otro elemento metálico. Pues bien, la ley de Faraday es 00:24:25
muy sencilla de deducir, lo vamos a hacer a continuación. En esencia, nosotros lo que 00:24:32
vamos a hacer es caracterizar la reacción de reducción en la cual el cation metálico 00:24:38
que tenemos en el electrolito se reduce captando electrones para producir el elemento metálico 00:24:44
que se deposita sobre, si estamos pensando en el plateado de la imagen anterior, sobre 00:24:51
la cubertería. Y aquí lo que tenemos es representada esa reacción de reducción ya 00:24:55
ajustada. X va a representar el elemento metálico en cuestión, en este caso sería la plata. V va a 00:25:01
representar la carga del cation. Y aquí lo que tenemos es un cation con número de carga V más, 00:25:08
que va a ganar V electrones para formar el elemento metálico X. En el caso de la plata, 00:25:14
V sería 1. Y aquí lo que tenemos es la plata más, que ganaría un electrón para formar plata 00:25:20
metálica. En general lo que tendremos es una carga V y lo que necesitará un mol de cationes es ganar 00:25:27
V moles de electrones para formar un mol del elemento metálico. La terminología V suele ser 00:25:35
estándar y lo que representa es lo que desde el punto de vista tradicional se ha llamado valencia. 00:25:41
Nosotros no vamos a utilizar esa terminología, lo de valencia no lo vamos a utilizar nunca y lo que 00:25:47
es V, lo que representa V es el número de carga, es la carga eléctrica del cation. O dicho de otra 00:25:53
manera, la cantidad, el número de moles de electrones que tiene que ganar un mol de cationes 00:25:59
para formar un mol del elemento sólido. Teniendo esta ecuación química ajustada en mente, nosotros 00:26:05
lo que queremos hacer en este momento es relacionar la cantidad del elemento metálico que se va a 00:26:13
depositar con la cantidad de electrones que tiene que circular por el circuito 00:26:19
eléctrico. Cantidad, número de moles. Pues bien, la relación entre los 00:26:23
electrones que tienen que circular y los átomos del metal que se depositan viene 00:26:28
dada por los coeficientes estequiométricos. Y aquí lo que estamos 00:26:33
viendo es que para que se deposite un mol de átomos X necesitamos que circule 00:26:37
por el conductor externo v moles de electrones. Así pues, podemos expresar la 00:26:43
relación entre la cantidad de átomos de X que se deposita y la cantidad de 00:26:48
electrones que circula con esta relación de proporcionalidad. NX entre 1, el 00:26:52
coeficiente estequiométrico que tenemos aquí, tiene que ser igual a NE dividido 00:26:58
entre V. V, el coeficiente estequiométrico que coincide con la carga formal del 00:27:02
cátion. Bien, nosotros no estamos interesados en cantidad de átomos sino 00:27:06
en masa y lo único que tenemos que hacer para transformar esta cantidad en masa 00:27:13
es utilizar esta expresión, puesto que la cantidad de sustancias se puede calcular a partir de la 00:27:18
masa dividiendo entre lo que sería la masa atómica. Así pues, nosotros un poco más adelante lo que 00:27:24
vamos a hacer es utilizar esta misma expresión, pero sustituyendo la cantidad de átomos X por la 00:27:29
masa en gramos dividido entre la masa atómica molar. Por otro lado, nosotros necesitamos relacionar 00:27:34
esta cantidad de electrones con magnitudes medibles que guarden relación con el circuito 00:27:42
eléctrico, que es el que vamos a utilizar. Y en concreto las magnitudes que nosotros podemos 00:27:48
utilizar son intensidad de corriente, diferencia de potencial y, por supuesto, el tiempo que tenemos 00:27:53
actuando o que tenemos la corriente eléctrica circulando. Lo primero que vamos a hacer es 00:27:58
relacionar esta cantidad de electrones con la carga eléctrica medida en Coulombios. Y lo que 00:28:04
vamos a hacer es utilizar para ello la constante de Faraday, que se define como la carga eléctrica 00:28:10
que corresponde a un mol de electrones, la carga en coulombios que corresponde a un mol 00:28:15
de electrones. Así pues, nosotros podemos relacionar la cantidad de electrones con la 00:28:20
carga eléctrica que ha circulado a través de la constante de Faraday. Si dividimos la 00:28:25
carga en coulombios que ha circulado por el conductor entre la carga que corresponde a 00:28:30
un mol de electrones, lo que obtenemos es la cantidad, número de moles de electrones 00:28:34
que ha circulado por el circuito eléctrico. En un segundo paso, nosotros vamos a transformar 00:28:38
esta carga eléctrica a través de la definición de intensidad de corriente por el producto de 00:28:43
intensidad por tiempo. La intensidad de corriente se define como la carga eléctrica que atraviesa 00:28:48
un conductor en la unidad de tiempo. Así pues, la carga eléctrica total será el producto de la 00:28:54
intensidad de corriente por el tiempo. Todas estas magnitudes las estudiasteis en un momento dado al 00:28:59
hablar de circuitos eléctricos en la física y química de cuarto de la ESO. Nosotros únicamente 00:29:07
estamos interesados en esta expresión final. La cantidad de electrones que circula por 00:29:13
el conductor externo se relaciona con la intensidad de corriente y el tiempo que ha estado circulando 00:29:17
la corriente a través de esta expresión, intensidad por tiempo dividido entre constantes 00:29:23
de Faraday. Pues bien, si nosotros nos volvemos a la razón de proporcionalidad entre las 00:29:27
cantidades de electrones y átomos con los coeficientes estequiométricos y sustituimos 00:29:33
la cantidad de átomos por masa entre masa molar y sustituimos la cantidad de electrones por 00:29:39
intensidad por tiempo dividido entre la constante de Faraday, obtenemos esta expresión de la cual 00:29:44
podemos despejar la masa del metal X que se deposita como el producto de la masa atómica 00:29:51
molar, la intensidad de corriente que circula, el tiempo, todo ello dividido entre la carga del 00:29:59
cation y la constante de Faraday. Insisto en que esto es la carga del cation. Esta expresión es la 00:30:04
ley de Faraday. Es aquella a la que se llega desde un punto de vista más tradicional, utilizando unas 00:30:12
magnitudes que ya no se utilizan y que no voy a definir, hacia el final del proceso. Y esta es la 00:30:17
expresión que nosotros vamos a utilizar siempre desde el punto de vista cuantitativo para calcular 00:30:22
el tiempo que tiene que estar circulando una cierta corriente para que se deposite una cierta 00:30:27
masa o bien al revés para calcular cuánto tiempo tiene que estar circulando una cierta corriente 00:30:32
para que se deposite una cierta masa. Esta intensidad de corriente, por cierto, se puede 00:30:39
relacionar con la diferencia de potencial que es la que nosotros vamos a conectar externamente con 00:30:44
la fuerza electromotriz externa a través de la ley de Ohm. Pero diferencia de potencial igual a 00:30:51
intensidad por resistencia no es algo que nosotros vayamos a utilizar en este curso. Con esto que 00:30:57
hemos visto en este vídeo clase ya podéis resolver los ejercicios propuestos del 5 al 8. En el aula 00:31:05
virtual de la asignatura tenéis disponibles otros recursos, ejercicios y cuestionarios. Asimismo 00:31:16
tenéis más información en las fuentes bibliográficas y en la web. No dudéis en traer vuestras dudas e 00:31:22
inquietudes a clase o al foro de dudas de la unidad en el aula virtual. Un saludo y hasta pronto. 00:31:28
Idioma/s:
es
Autor/es:
Raúl Corraliza Nieto
Subido por:
Raúl C.
Licencia:
Reconocimiento - No comercial - Sin obra derivada
Visualizaciones:
12
Fecha:
22 de agosto de 2021 - 16:49
Visibilidad:
Público
Centro:
IES ARQUITECTO PEDRO GUMIEL
Duración:
32′ 02″
Relación de aspecto:
1.78:1
Resolución:
1024x576 píxeles
Tamaño:
56.95 MBytes

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